1. Vervollständigen Sie die Reaktionsgleichungen (falls erforderlich), wählen Sie die Koeffizienten mit der Methode der elektronischen Waage aus. Berechnen Sie das Äquivalentgewicht des Oxidationsmittels.

a) Cr 2 (SO 4) 3 + KClO 3 + NaOH = KCl + ...

b) Cu 2 S + O 2 + CaCO 3 = CuO + CaSO 3 + CO 2

c) Zn + H 2 SO 4 (Konz) = H 2 S + ...

d) FeS + O 2 = Fe 2 O 3 + ...

e) NaMnO 4 + HI = I 2 + NaI + ...

f) NaMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 = ...

g) KMnO 4 + S = K 2 SO 4 + MnO 2

h) Cr(OH) 3 + Ag 2 O + NaOH → Ag + ...

i) Cr(OH) 3 + Br 2 + NaOH → NaBr + ...

j) NH 3 + KMnO 4 + KOH → KNO 3 + ...

2. Vervollständigen Sie die OVR-Gleichung, wählen Sie die Koeffizienten mit der Elektronen-Ionen-Methode aus, berechnen Sie die Molmassen der Äquivalente des Oxidationsmittels und des Reduktionsmittels in der Reaktion:

a) K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) + S + ...

b) Na 3 AsO 3 + KMnO 4 + KOH → Na 3 AsO 4 + K 2 MnO 4 + ...

c) NaNO 2 + KJ + H 2 SO 4 → J 2 + NO + ...

d) KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + ...

e) H 2 O 2 + KJO 3 + H 2 SO 4 → J 2 + O 2 + ...

f) Cr 2 (SO 4) 3 + KClO 3 + NaOH → Na 2 CrO 4 + KCl + ...

g) FeCl 2 + HClO 4 + HCl → Cl 2 + ...

h) NaNO 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → NaNO 3 + ...

i) KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O → H 2 SO 4 + ...

j) KMnO 4 + HCl → Cl 2 + ...

l) KMnO 4 + H 2 SO 4 + H 2 C 2 O 4 → CO 2 + ...

m) H 2 O 2 + CrCl 3 + KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O + ...

3. Berechnen Sie die EMK des Prozesses und bestimmen Sie, in welche Richtung diese OVR spontan verläuft:

H 2 SO 4 + 2 HCl ↔ Cl 2 + H 2 SO 3 + H 2 O?

(φ o (Cl 2 /2Cl -) \u003d + 1,36 V, φº (SO 4 2 - /SO 3 2 -) \u003d +0,22 V)

4. In welche Richtung verläuft diese OVR spontan:

CuSO 4 + Zn ↔ ZnSO 4 + Cu?

(φ o (Zn 2+ / Zn) = -0,76 V, φº (Cu 2+ / Cu) = +0,34 V)

5. In welche Richtung verläuft diese OVR spontan:

2NaCl + Fe 2 (SO 4) 3 ↔2FeSO 4 + Cl 2 + Na 2 SO 4

φº (Cl 2 / 2Cl -) \u003d + 1,36 V, φº (Fe 3+ / Fe 2+) \u003d + 0,77 V.

6. In welche Richtung verläuft diese OVR spontan:

2KMnO 4 + 5SnSO 4 + 8H 2 SO 4 ↔ 2MnSO 4 + 5Sn(SO 4 ) 2 + K 2 SO 4 + 8H 2 O?

φº (MnO 4 - / Mn 2+) \u003d + 1,51 V, φº (Sn 4+ / Sn 2+) \u003d + 0,15 V. Begründen Sie die Antwort.

7. Ist es möglich, einem Patienten gleichzeitig FeSO 4 und NaNO 2 zu injizieren, wenn das Milieu im Magen sauer ist?

φºFe 3+ /Fe 2+ \u003d + 0,77 V, φºNO 2 ─ / NO \u003d + 0,99 V. Begründen Sie die Antwort.

8. Bestimmen Sie die Redoxeigenschaften von H 2 O 2 , die es bei der Wechselwirkung mit K 2 Cr 2 O 7 in einer sauren Umgebung zeigt. φº (O 2 / H 2 O 2) \u003d + 0,68 V, φº (Cr 2 O 7 2– / 2Cr 3+) \u003d + 1,33 V. Begründen Sie die Antwort.

9. Welche Halogene oxidieren Fe 2+ zu Fe 3+? Welche der Halogenidionen können Fe 3+ reduzieren? Schreiben Sie die Gleichungen für die entsprechenden Reaktionen auf. Berechnen Sie die EMF jeder der Reaktionen und bestimmen Sie das Vorzeichen von DG. Verwenden Sie bei der Berechnung die folgenden Werte der Redoxpotentiale:

φºFe 3+ /Fe 2+ \u003d + 0,77 V;

φº (F 2 / 2F -) \u003d + 2,87 V;

φº (Cl 2 / 2Cl -) \u003d + 1,36 V;

φº (Br 2 / 2Br -) \u003d + 1,07 V;

φº (I 2 / 2I -) \u003d + 0,54 V.

10. Wie viel Gramm KMnO 4 müssen entnommen werden, um 100 ml einer 0,04 N Lösung für die Titration im sauren Medium herzustellen?

12. Der Titer von H 2 C 2 O 4 · 2H 2 O beträgt 0,0069 g/ml. Zur Titration von 30 ml dieser Lösung werden 25 ml KMnO 4 -Lösung verbraucht. Berechnen Sie die Normalverteilung dieser Lösung.

13. 1 Liter Eisensulfatlösung enthält 16 g (FeSO 4 · 7H 2 O). Welches Volumen dieser Lösung kann durch 25 ml 0,1 N KMnO 4 -Lösung in saurem Medium oxidiert werden?

321–340 . Wählen Sie für diese Reaktion die Koeffizienten mit der Methode der elektronischen Waage aus. Geben Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel an.

321. KClO 3 + Na 2 SO 3 + = KCl + Na 2 SO 4.

322. Au + HNO 3 + HCl \u003d AuCl 3 + NO + H 2 O.

323. P + HNO 3 + H 2 O \u003d H 3 PO 4 + NO.

324. Cl 2 + I 2 + H 2 O \u003d HCl + HIO 3.

325. MnS + HNO 3 \u003d MnSO 4 + NO 2 + H 2 O.

326. HCl + HNO 3 \u003d Cl 2 + NO + H 2 O.

327. H 2 S + HNO 3 \u003d S + NO + H 2 O.

328. HClO 4 + SO 2 + H 2 O \u003d HCl + H 2 SO 4.

329. As + HNO 3 \u003d H 3 AsO 4 + NO 2 + H 2 O.

330. KI + KNO 2 + H 2 SO 4 \u003d I 2 + NO + K 2 SO 4 + H 2 O.

331. KNO 2 + S \u003d K 2 S + N 2 + SO 2.

332. HI + H 2 SO 4 \u003d I 2 + H 2 S + H 2 O.

333. H 2 SO 3 + H 2 S \u003d S + H 2 O.

334. H 2 SO 3 + H 2 S \u003d S + H 2 O.

335. Cr 2 (SO 4) 3 + Br 2 + KOH = K 2 CrO 4 + KBr + K 2 SO 4 + H 2 O.

336. P + H 2 SO 4 \u003d H 3 PO 4 + SO 2 + H 2 O.

337. H 2 S + Cl 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + HCl.

338. P + HIO 3 + H 2 O \u003d H 3 PO 4 + HI.

339. NaAsO 2 + I 2 + NaOH = Na 3 AsO 4 + HI.

340. K 2 Cr 2 O 7 + SnCl 2 + HCl \u003d CrCl 3 + SnCl 4 + KCl + H 2 O.

341. Stellen Sie einen galvanischen Kreis mit Cu, Pb, CuCl 2 und Pb(NO 3) 2 zur Verfügung. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements (Lösungskonzentrationen sind 1 mol/l).

Antworten: EMK = 0,463 V.

342. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus Eisen- und Zinnplatten besteht, die in Lösungen von Eisen(II)- bzw. Zinn(II)-Chloriden eingetaucht sind. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements (Lösungskonzentrationen sind 1 mol/l).

Antworten: EMK = 0,314 V.

343. Die galvanische Zelle ist nach dem Schema zusammengesetzt: Ni | NiSO 4 (0,1 M) || AgNO 3 (0,1 M) | Ag. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antworten: EMF \u003d 1,019 V.

344. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus Eisen- und Quecksilberplatten besteht, die in Lösungen ihrer Salze eingetaucht sind. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements (Lösungskonzentrationen sind 1 mol/l).

Antworten: EMF \u003d 1,294 V.

345. Wählen Sie aus den vier Metallen Ag, Cu, Al und Sn diejenigen Paare aus, die die kleinste und größte EMK der daraus zusammengesetzten galvanischen Zelle ergeben.

Antworten: ein Paar aus Cu und Ag hat eine minimale EMF,

ein Paar Al und Ag - die maximale EMF.

346. Zeichnen Sie ein Diagramm von zwei galvanischen Zellen, von denen das Blei die Kathode und das andere die Anode wäre. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF jedes Elements.

347. Erstellen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus Blei- und Zinkplatten besteht, die in Lösungen ihrer Salze eingetaucht sind, wobei = = 0,01 mol / l. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antworten: EMK = 0,637 V.

348. Erstellen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus Aluminium- und Zinkplatten besteht, die in Lösungen ihrer Salze eingetaucht sind, wobei = = 0,1 mol/l. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antworten: EMK = 0,899 V.

349.

Antworten: EMF \u003d 0,035 V.

350. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus einer Zinkplatte besteht, die in eine 0,1 M Zinknitratlösung getaucht ist, und einer Bleiplatte, die in eine 1 M Bleinitratlösung getaucht ist. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antworten: EMK = 0,666 V.

351. Machen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, in der eine Elektrode Nickel mit = 0,1 mol / l und die zweite Blei mit = 0,0001 mol / l ist. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antworten: EMK = 0,035 V.

352. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus einer Cadmiumplatte besteht, die in eine 0,1 M Lösung von Cadmiumsulfat getaucht ist, und einer Silberplatte, die in eine 0,01 M Lösung von Silbernitrat getaucht ist. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antworten: EMK = 1,113 V.

353. Fertigen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle an, die aus zwei Aluminiumplatten besteht, die in Lösungen ihres Salzes mit einer Konzentration von = 1 mol/l an einer Elektrode und = 0,1 mol/l an der anderen Elektrode getaucht werden. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antworten: EMK = 0,029 V.

354. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus zwei Silberelektroden besteht, die in 0,0001 mol/l und 0,1 mol/l AgNO 3 -Lösungen eingetaucht sind. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antworten: EMK = 0,563 V.

355. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse, der Gesamtreaktion und berechnen Sie die EMK der galvanischen Zelle Ni | NiSO 4 (0,01 M) || Cu(NO 3 ) 2 (0,1 M) | Cu.

Antworten: EMK = 0,596 V.

356. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, bestehend aus einer Cadmiumplatte, die in eine 0,1 M Lösung von Cadmiumnitrat eingetaucht ist, und einer Silberplatte, die in eine 1 M Lösung von Silbernitrat eingetaucht ist. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antworten: EMK = 1,233 V.

357. Fertigen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle an, die aus zwei Aluminiumplatten besteht, die in Lösungen ihres Salzes mit einer Konzentration von = 1 mol/l an einer Elektrode und = 0,01 mol/l an der anderen Elektrode getaucht werden. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antworten: EMK = 0,059 V.

358. Erstellen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus zwei Kupferelektroden besteht, die in 0,001 M und 0,1 M Cu(NO 3) 2 -Lösungen eingetaucht sind. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antworten: EMK = 0,059 V.

359. Fertigen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle an, die aus zwei Nickelplatten besteht, die in Nickelsalzlösungen mit einer Konzentration von = 1 mol/l an einer Elektrode und = 0,01 mol/l an der anderen Elektrode eingetaucht sind. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antworten: EMK = 0,059 V.

360. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus zwei Bleielektroden besteht, die in 0,001 mol/l und 1 mol/l Pb(NO 3 ) 2 -Lösungen eingetaucht sind. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antworten: EMK = 0,088 V.

361. Als Ergebnis des 5-stündigen Durchleitens von Strom durch eine wässrige Zinksulfatlösung wurden 6 Liter Sauerstoff freigesetzt. Bestimmen Sie die Stromstärke. Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf, die bei der Elektrolyse von ZnSO 4 an inerten Elektroden ablaufen.

Antwort: Ich= 5,74A.

362. In welcher Reihenfolge werden bei der Elektrolyse von Schmelzen eines Salzgemisches KCl, ZnCl 2 , MgCl 2 Metallionen an der Kathode entladen. Erklären Sie die Antwort.

Antworten: ZnCl2 (D E\u003d 2,122 B), MgCl 2 (D E= 3,72 V),

KCl(D E= 4,28 Volt).

363. Als Ergebnis des Durchleitens eines Stroms von 1,2 A durch eine wässrige Lösung eines zweiwertigen Metallsalzes für 1 Stunde wurden 2,52 g Metall freigesetzt. Bestimmen Sie die Atommasse dieses Metalls.

Antwort: m(Cd) = 112,5 g/mol.

364. Wie viel Gramm Kupfer werden an der Kathode freigesetzt, wenn 10 Minuten lang ein Strom von 5 A durch eine Kupfersulfatlösung geleitet wird?

Antwort: m(Cu) = 0,987 g.

365. Schreiben Sie die Gleichungen für die Reaktionen auf, die an inerten Elektroden während der Elektrolyse von Kaliumchlorid stattfinden, und zwar: a) in der Schmelze; b) in Lösung.

366. Bei der Elektrolyse einer Kupfersulfatlösung mit Kupferelektroden erhöhte sich die Masse der Kathode um 40 g. Welche Strommenge (in Coulomb) wurde durch die Lösung geleitet?

Antwort: F= 121574,8 °C.

367. Welche Masse an Cadmium wurde an der Kathode freigesetzt, wenn 1 Stunde lang ein Strom von 3,35 A durch eine Lösung von Cadmiumsulfat geleitet wurde?

Antwort: m(Cd) = 7 g.

368. Welche Masse Silber wird an der Kathode ausgefällt, wenn man 20 Stunden lang einen elektrischen Strom von 0,67 A durch eine Silbernitratlösung leitet?

Antwort: m(Ag) = 53,9 g.

369. Schreiben Sie die Gleichungen für die Reaktionen, die während der Elektrolyse einer wässrigen Lösung von CuCl 2 an den Elektroden stattfinden: a) mit einer inerten Anode; b) mit einer Kupferanode.

370. Schreiben Sie die Gleichungen der Reaktionen, die während der Elektrolyse einer wässrigen Lösung von Zn(NO 3) 2 an den Elektroden ablaufen: a) mit einer inerten Anode; b) mit Zinkanode.

371. Welche Menge Chlor wird an der Anode freigesetzt, wenn man 1 Stunde lang einen Strom von 5 A durch eine Silberchloridlösung leitet?

Antwort: v(Cl 2) \u003d 2 l.

372. Welche Menge Nickel wird freigesetzt, wenn 5,37 Stunden lang ein Strom von 5 A durch eine Nickelnitratlösung geleitet wird? Schreiben Sie die Gleichungen für Reaktionen, die an inerten Elektroden ablaufen.

Antwort: m(Ni) = 29,4 g.

373. Die Elektrolyse einer Nickelsulfatlösung setzt 4,2 l Sauerstoff (N.O.) frei. Wie viel Gramm Nickel werden an der Kathode freigesetzt?

Antwort: m(Ni) = 22 g.

374. Wie viel Strom wird benötigt, um 44,8 Liter Wasserstoff durch Elektrolyse einer wässrigen Lösung von Kaliumchlorid herzustellen? Schreiben Sie die Gleichungen für Reaktionen, die an inerten Elektroden ablaufen.

Antwort: F= 386000 C.

375. Berechnen Sie die Silbermasse, die an der Kathode freigesetzt wird, wenn 30 Minuten lang ein Strom von 7 A durch eine Silbernitratlösung geleitet wird.

Antwort: m(Ag) = 14 g.

376. Wie lange dauert es, bis 2 Mol Wasser bei einer Stromstärke von 2 A vollständig zersetzt sind?

Antworten:53,6 Stunden

377. Ermitteln Sie das Sauerstoffvolumen (N.O.), das freigesetzt wird, wenn ein Strom von 6 A 30 Minuten lang durch eine wässrige KOH-Lösung geleitet wird.

Antwort: v(O2) = 627 ml.

378. Finden Sie das Wasserstoffvolumen (n.o.), das freigesetzt wird, wenn ein Strom von 3 A 1 Stunde lang durch eine wässrige Lösung von H 2 SO 4 geleitet wird.

Antwort: v(H 2) \u003d 1,25 l.

379. Während der Elektrolyse einer wässrigen Lösung von SnCl 2 an der Anode wurden 4,48 l Chlor (n.o.) freigesetzt. Ermitteln Sie die an der Kathode freigesetzte Zinnmasse.

Antwort: m(Sn) = 23,7 g.

380. Wenn 30 Minuten lang ein Strom von 1,5 A durch eine Lösung eines Salzes eines dreiwertigen Metalls geleitet wurde, wurden 1,071 g Metall an der Kathode freigesetzt. Berechnen Sie die Atommasse des Metalls.

Antwort: Ar(In) = 114,8 amu

Testfragen

1. Was ist eine galvanische Zelle? Beschreiben Sie das Prinzip seiner Arbeit.

2. Was ist das Standardelektrodenpotential?

3. Was ist die elektromotorische Kraft einer galvanischen Zelle? Wie wird die EMK einer galvanischen Zelle für Standard- und Nicht-Standardbedingungen berechnet?

4. Was ist der Unterschied zwischen metallischen und konzentrationsgalvanischen Zellen?

5. Welche Prozesse laufen beim Betrieb einer galvanischen Zelle ab, die aus Eisen- und Silberelektroden besteht, die in Lösungen ihrer Salze getaucht sind?

6. Machen Sie Diagramme von galvanischen Zellen, in denen die Quecksilberelektrode: a) die Anode ist; b) Kathode.

7. Was ist Elektrolyse?

8. Nennen Sie die Produkte der Elektrolyse einer wässrigen Lösung von Kupfernitrat an einer unlöslichen Anode.

9. Definieren Sie das Phänomen der Überspannung. Wann tritt es auf?

Korrosion von Metallen

Korrosion – Dies ist ein spontaner Prozess der Zerstörung von Materialien und Produkten daraus aufgrund physikalischer und chemischer Umwelteinflüsse, bei dem das Metall in einen oxidierten (ionischen) Zustand übergeht und seine inhärenten Eigenschaften verliert.

Metalle und Legierungen, die mit der Umgebung (gasförmig oder flüssig) in Kontakt kommen, unterliegen der Zerstörung. Die Korrosionsrate von Metallen und Metallbeschichtungen unter atmosphärischen Bedingungen wird durch die komplexe Wirkung einer Reihe von Faktoren bestimmt: das Vorhandensein von adsorbierter Feuchtigkeit auf der Oberfläche, Luftverschmutzung mit korrosiven Substanzen, Änderungen der Luft- und Metalltemperatur, die Art der Korrosionsprodukte , etc.

Nach den Gesetzen der chemischen Thermodynamik entstehen und verlaufen Korrosionsprozesse spontan nur unter der Bedingung einer Abnahme der Gibbs-Energie des Systems (∆ G<0).

91.1 Klassifizierung von Korrosionsprozessen

1. Nach Art der Zerstörung Korrosion ist kontinuierlich und lokal. Bei gleichmäßiger Verteilung der Korrosionsschäden stellt sie keine Gefahr für Bauwerke und Apparate dar, insbesondere dann nicht, wenn der Metallverlust das technisch vertretbare Maß nicht übersteigt. Lokale Korrosion ist viel gefährlicher, obwohl der Metallverlust gering sein kann. Die Gefahr besteht darin, dass durch die Verringerung der Festigkeit einzelner Abschnitte die Zuverlässigkeit von Strukturen, Strukturen und Apparaten stark verringert wird.

2. Je nach Strömungsverhältnissen unterscheiden: atmosphärische, gasförmige, flüssige, unterirdische, marine, Bodenkorrosion, Streustromkorrosion, Spannungskorrosion usw.

3 . Je nach Mechanismus des Korrosionsprozesses unterscheiden chemisch und elektrochemisch Korrosion.

Chemische Korrosion kann bei der Wechselwirkung mit trockenen gasförmigen Oxidationsmitteln und Lösungen von Nichtelektrolyten auftreten. Die meisten Metalle interagieren bei erhöhten Temperaturen mit Gasen. Gleichzeitig finden an der Oberfläche zwei Prozesse statt: die Oxidation des Metalls und die Anlagerung von Oxidationsprodukten, die mitunter eine weitere Korrosion verhindern. Im Allgemeinen lautet die Reaktionsgleichung für die Oxidation von Metallen mit Sauerstoff wie folgt:

x M+ j/2 O 2 \u003d M xÖ j. (1)

Die Gibbs-Energie der Metalloxidation ist gleich der Gibbs-Energie der Oxidbildung, da ∆ G Bildung einfacher Substanzen ist gleich 0. Für die Oxidationsreaktion (1) ist es gleich

∆G=∆G 0-ln p O 2 ,

wo ∆ G 0 ist die Standard-Gibbs-Energie der Reaktion; p O 2 ist der relative Druck von Sauerstoff.

Methoden zum Schutz vor Gaskorrosion: Legieren von Metallen, Erzeugen von Schutzschichten auf der Oberfläche und Ändern der Eigenschaften des gasförmigen Mediums.

Elektrochemische Korrosion von Metallen entwickelt sich bei Kontakt von Metall mit Elektrolytlösungen (alle Fälle von Korrosion in wässrigen Lösungen, da auch reines Wasser ein schwacher Elektrolyt ist und Meerwasser ist stark). Die Hauptoxidationsmittel sind Wasser, gelöster Sauerstoff und Wasserstoffionen.

Ursache elektrochemischer Korrosion besteht darin, dass die Metalloberfläche aufgrund des Vorhandenseins von Verunreinigungen in Metallen, Unterschieden in der chemischen und Phasenzusammensetzung der Legierung usw. immer energetisch inhomogen ist. Dies führt zur Bildung von mikrogalvanischen Zellen auf der Oberfläche in einer feuchten Atmosphäre. In Bereichen des Metalls mit einem negativeren Potentialwert findet der Oxidationsprozess dieses Metalls statt:

M 0 + Ne– =M n+ (anodischer Prozess).

Oxidationsmittel, die Elektronen an der Kathode aufnehmen, werden als Kathodendepolarisatoren bezeichnet. Kathodische Depolarisatoren sind: Wasserstoffionen (Wasserstoffdepolarisation), Sauerstoffmoleküle (Sauerstoffdepolarisation).

Bei der 20. Aufgabe der OGE in Chemie ist eine vollständige Lösung erforderlich. Lösung 20 der Aufgabe - Erstellen einer Gleichung für eine chemische Reaktion mit der Methode der elektronischen Waage.

Theorie zur Aufgabe Nr. 20 OGE in Chemie

Über Redoxreaktionen haben wir bereits in gesprochen. Jetzt betrachten wir die Methode der elektronischen Waage anhand eines typischen Beispiels, aber vorher werden wir herausfinden, um welche Art von Methode es sich handelt und wie man sie anwendet.

Methode der elektronischen Waage

Das Eist ein Verfahren zum Ausgleichen chemischer Reaktionen, das auf der Änderung der Oxidationsstufen von Atomen in chemischen Verbindungen basiert.

Der Algorithmus unserer Aktionen ist wie folgt:

• Wir berechnen die Änderung des Oxidationszustands jedes Elements in der chemischen Reaktionsgleichung
• Wir wählen nur die Elemente aus, die ihren Oxidationszustand geändert haben
• Für die gefundenen Elemente erstellen wir eine elektronische Waage, die darin besteht, die Anzahl der aufgenommenen oder abgegebenen Elektronen zu zählen
• Finden des kleinsten gemeinsamen Vielfachen übertragener Elektronen
• Die erhaltenen Werte sind die Koeffizienten in der Gleichung (mit seltenen Ausnahmen)

Ordnen Sie die Koeffizienten mit der Methode der elektronischen Waage in der Reaktionsgleichung an, deren Schema

HI + H2SO4 → I2 + H2S + H2O

Bestimmen Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Also machen wir eine elektronische Waage. Bei dieser Reaktion ändern wir die Oxidationsstufe Schwefel und Jod .

Schwefel war in der Oxidationsstufe +6 und in den Produkten - -2. Jod hatte eine Oxidationsstufe von -1 und wurde zu 0.

Wenn Sie Schwierigkeiten mit der Berechnung haben, dann denken Sie daran.

1 | S +6 + 8² → S –2
4 | 2I –1 – 2² → I 2

Schwefel nimmt 8 Elektronen auf und Jod gibt nur zwei - ein gemeinsames Vielfaches von 8 und zusätzliche Faktoren von 1 und 4!

Wir ordnen die Koeffizienten in der Reaktionsgleichung nach den erhaltenen Daten an:

8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O

Vergessen Sie nicht anzugeben, dass sich Schwefel in der Oxidationsstufe +6 befindet Oxidationsmittel , a Jod im Oxidationszustand –1 – Reduktionsmittel.